Izobraževalna literatura 

Vpliv pritiska na vrstni red reakcije. Vpliv koncentracije snovi na hitrost kemijske reakcije

Tlak močno vpliva na hitrost reakcij s plini, saj neposredno določa njihovo koncentracijo.

V enačbi Mendeleev-Clapeyron:

prenos V na desno stran in RT- na levo in to upoštevajte n / V = ​​c:

Tlak in molarna koncentracija plina sta neposredno povezana. Zato lahko v zakonu množičnega delovanja nadomestimo p / RT namesto koncentracije.

Vpliv pritiska na hitrost kemične reakcije

Verižne reakcije vključijo v svoj mehanizem niz zaporedno ponavljajočih se elementarnih dejanj iste vrste (verige).

Razmislite o reakciji:

Sestavljen je iz naslednjih stopenj, ki so skupne vsem verižnim reakcijam:

1) Iniciacija, ali izvor verige

Razgradnja molekule klora na atome (radikale) se pojavi pod UV obsevanjem ali segrevanjem. Bistvo iniciacijske faze je tvorba aktivnih, reaktivnih delcev.

2) Razvoj verige

Cl + H2 = HCl + H

H + Cl2 = HCl + Cl

Kot rezultat vsakega elementarnega dejanja razvoja verige nastane nov klorov radikal in ta stopnja se ponavlja vedno znova, teoretično, dokler reagenti niso popolnoma porabljeni.

  • 3) Rekombinacija, ali odprto vezje
  • 2Cl = Cl2
  • 2H = H2

H + Cl = HCl

Bližnji radikali se lahko rekombinirajo in tvorijo stabilen delec (molekulo). Odvečno energijo dajejo »tretjemu delcu« – na primer stenam posode ali molekulam nečistoč.

Zadevna verižna reakcija je nerazvejan, saj se v osnovnem dejanju razvoja verige število radikalov ne poveča. Verižna reakcija interakcije vodika s kisikom je razvejano od število radikalov v osnovnem dejanju razvoja verige se poveča:

H + O2 = OH + O

O + H2 = OH + H

OH + H2 = H2O + H

Razvejane verižne reakcije vključujejo številne reakcije zgorevanja. Nenadzorovano povečanje števila prostih radikalov (tako kot posledica razvejanosti verige kot pri nerazvejanih reakcijah v primeru prehitrega sprožitve) lahko povzroči močno pospeševanje reakcije in eksplozijo. Zdi se, da večji kot je pritisk, večja je koncentracija radikalov in večja je verjetnost eksplozije. Toda v resnici je za reakcijo vodika s kisikom eksplozija možna le v določenih območjih tlaka: od 1 do 100 mm Hg. in nad 1000 mm Hg To izhaja iz reakcijskega mehanizma. Pri nizkem tlaku se večina nastalih radikalov rekombinira na stenah posode in reakcija poteka počasi. Ko se tlak dvigne na 1 mm Hg. radikali redkeje dosežejo stene, ker pogosteje vstopajo v reakcije z molekulami. V teh reakcijah se radikali množijo in pride do eksplozije. Vendar pa pri tlakih nad 100 mm Hg. koncentracije snovi se tako povečajo, da se rekombinacija radikalov začne kot posledica trojnih trkov (na primer z molekulo vode), reakcija pa poteka mirno, brez eksplozije (stacionarni tok). Nad 1000 mm Hg koncentracije postanejo zelo visoke in tudi trojni trki niso dovolj, da bi preprečili množenje radikalov.

Poznaš razvejano verižno reakcijo cepitve urana-235, pri katerem se pri vsakem osnovnem dejanju ujame 1 nevtron (ki igra vlogo radikala) in se oddajo do 3 nevtroni. Glede na pogoje (na primer od koncentracije absorberjev nevtronov) je možen tudi stacionarni tok ali eksplozija. To je še en primer korelacije med kinetiko kemičnih in jedrskih procesov.

V življenju se srečujemo z različnimi kemičnimi reakcijami. Nekateri od njih, na primer rjavenje železa, lahko trajajo več let. Drugi, kot je fermentacija sladkorja v alkohol, traja več tednov. Drva v peči zgorijo v nekaj urah, bencin v motorju pa v delčku sekunde.

Da bi zmanjšali stroške opreme, kemične tovarne povečajo hitrost reakcij. In nekatere procese, na primer kvarjenje hrane, korozijo kovin, je treba upočasniti.

Hitrost kemične reakcije se lahko izrazi kot sprememba količine snovi (n, modulo) na enoto časa (t) - primerjaj hitrost premikajočega se telesa v fiziki kot spremembo koordinat na enoto časa: υ = Δx / Δt. Da hitrost ni odvisna od prostornine posode, v kateri poteka reakcija, izraz delimo s prostornino reakcijskih snovi (v), torej dobimo sprememba količine snovi na enoto časa v enoti prostornine, oz sprememba koncentracije ene od snovi na enoto časa:


n 2 - n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс / Δt (1)
(t 2 - t 1) v Δt v

kjer je c = n / v - koncentracija snovi,

Δ (beri "delta") je splošno sprejeta oznaka za spremembo vrednosti.

Če imajo snovi v enačbi različne koeficiente, bo hitrost reakcije za vsako od njih, izračunana s to formulo, različna. Na primer, 2 mola žveplovega dioksida sta popolnoma reagirala z 1 molom kisika v 10 sekundah v 1 litru:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Stopnja kisika bo: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol / l s

Hitrost žveplovega plina: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol / l · s- tega ni treba zapomniti in reči na izpitu, podan je primer, da se ne zmede, če se pojavi to vprašanje.

Hitrost heterogenih reakcij (vključuje trdne snovi) je pogosto izražena na enoto površine kontaktnih površin:


Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reakcije se imenujejo heterogene, če so reakcijske snovi v različnih fazah:

  • trdna snov z drugo trdno snovjo, tekočino ali plinom,
  • dve tekočini, ki se ne mešata,
  • tekočina s plinom.

Med snovmi v eni fazi se pojavijo homogene reakcije:

  • med tekočinami, ki se dobro mešajo,
  • plini
  • snovi v raztopinah.

Pogoji, ki vplivajo na hitrost kemičnih reakcij

1) Hitrost reakcije je odvisna od naravo reaktantov... Preprosto povedano, različne snovi reagirajo z različno hitrostjo. Na primer, cink burno reagira s klorovodikovo kislino, železo pa precej počasi.

2) Hitrost reakcije je večja, višja je koncentracija snovi. Z močno razredčeno kislino bo cink reagiral veliko dlje.

3) Hitrost reakcije se znatno poveča z naraščanjem temperaturo... Na primer, za gorenje goriva ga je treba vžgati, torej dvigniti temperaturo. Pri mnogih reakcijah zvišanje temperature za 10 ° C spremlja povečanje hitrosti za faktor 2–4.

4) Hitrost heterogena reakcije naraščajo z naraščanjem površine reaktantov... Za to se običajno zmeljejo trdne snovi. Na primer, da bi železov in žveplov prah reagiral pri segrevanju, mora biti železo v obliki drobne žagovine.

Upoštevajte, da v v tem primeru formula (1) je implicirana! Formula (2) izraža hitrost na enoto površine, zato ni odvisna od površine.

5) Hitrost reakcije je odvisna od prisotnosti katalizatorjev ali inhibitorjev.

Katalizatorji- snovi, ki pospešujejo kemične reakcije, vendar se same ne porabijo. Primer je nasilna razgradnja vodikovega peroksida z dodatkom katalizatorja - manganovega (IV) oksida:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Manganov (IV) oksid ostane na dnu in ga je mogoče ponovno uporabiti.

Zaviralci- snovi, ki upočasnjujejo reakcijo. Sistemu za ogrevanje tople vode se na primer dodajo zaviralci korozije za podaljšanje življenjske dobe cevi in ​​radiatorjev. V avtomobilih se zavori, hladilni tekočini dodajo zaviralci korozije.

Še nekaj primerov.

Vpliv koncentracije na hitrost kemijske reakcije

Odvisnost reakcijske hitrosti od koncentracije reaktantov je formulirana v zakon množic: “ Pri konstantni temperaturi je hitrost kemične reakcije neposredno sorazmerna zmnožku koncentracij reagirajočih snovi v moči, enakih njihovim stehiometričnim koeficientom "

Na primer: za reakcijo mA + nB → pAB

matematični izraz zakona množičnega delovanja:

υ = k [A] m ∙ [B] n ( drugače - kinetično reakcijska enačba),

kjer sta [A] in [B] koncentraciji reaktantov A in B; m in n sta stehiometrična koeficienta; k je faktor sorazmernosti, ki se imenuje konstanta hitrosti.

Fizični pomen hitrostne konstante je, da je pri koncentracijah reaktantov 1,0 mol/l ([A] = [B] = 1 mol/l) hitrost kemične reakcije enaka hitrostni konstanti (υ = k ). Konstanta hitrosti je odvisna samo od narave reagirajočih snovi in ​​od temperature, ni pa odvisna od koncentracije snovi.

Matematična predstavitev zakona delovanja mase za homogene in heterogene sisteme ima nekaj razlik. Za heterogene reakcije kinetična enačba vključuje koncentracije samo tistih snovi, ki so v sistemu v raztopini ali v plinski fazi. Koncentracija snovi v trdnem stanju na površini med reakcijo ostane konstantna, zato se njena vrednost upošteva v konstanti hitrosti reakcije.

Na primer: za homogeno reakcijo 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g)

izraz zakona: υ = k ∙ 2 ∙;

za heterogeno reakcijo C (tv) + O 2 (g) = CO 2 (g)

izraz zakona υ = k eff ∙,

kjer je: k eff - efektivna konstanta hitrosti enaka k ∙ [С tv]

Naloga

Kako se bo spremenila hitrost reakcije 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g), ko se koncentracija izhodnih snovi podvoji?

Rešitev

Odvisnost reakcijske hitrosti od koncentracije (kinetična enačba) bomo zapisali: υ = k ∙ 2 ∙

Če se koncentracija začetnih snovi poveča za 2-krat, ima kinetična enačba obliko: υ " = k ∙ 2 ∙, nato υ"  / υ = 8 - hitrost te reakcije se je povečala za 8 krat.

Odvisnost reakcijske hitrosti od tlaka opisujemo z izrazom, podobnim zakonu efektivnih mas, kjer se namesto koncentracij snovi uporabljajo parcialni tlaki reakcijskih plinov.

Na primer: za reakcijo 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) bo odvisnost reakcijske hitrosti od tlaka zapisana: υ = k ∙ Р H 2 2 ∙ Р O 2

Naloga

Kako se bo spremenila hitrost reakcije, če je skupni tlak v sistemu CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g), če se skupni tlak v sistemu zmanjša za 5-krat ?



Rešitev

Odvisnost reakcijske hitrosti od tlaka bo zapisana:

υ = k ∙ Р CH 4 ∙ Р 2 O 2. Z zmanjšanjem skupnega tlaka v sistemu se bo delni tlak vsakega plina zmanjšal, to je υ " = k ∙ Р CH 4/5 ∙ (Р O 2/5) 2. Nato υ"  / υ = 1/5 ∙ 5 2 = 1 / 125 - hitrost reakcije se je zmanjšala za 125-krat

Hitrost kemične reakcije je število elementarnih dejanj kemičnih transformacij, ki vodijo do tvorbe reakcijskih produktov na enoto časa na enoto prostornine ali na enoto površine.

Ker števila elementarnih dejanj ni mogoče prešteti, se hitrost meri z določitvijo spremembe koncentracij reaktantov ali reakcijskih produktov na enoto časa:

,

Pri kateri koli reakciji se reagenti porabijo, upočasni se. Glej sliko 3.9.1.

riž. 3.9.1. Sprememba hitrosti reakcije skozi čas.
V je reakcijska hitrost, C je koncentracija A, B.

Zato lahko govorimo le o hitrosti v ta trenutekčas. Hitrost je odvisna od koncentracije reaktantov.

Od česa je še odvisno? Od narave reaktantov, temperature, stopnje finosti reaktantov za heterogene reakcije (površina), katalizatorja in oblike posode itd.

Poglejmo odvisnost v od koncentracije. Recimo, da imamo reakcijo A + B + 2D = F + L. Treba je najti odvisnost hitrosti od koncentracije reagentov v = f (C A, C B, C D) =?

Izmerimo hitrost pri poljubni koncentraciji, nato pa podvojimo C A in ponovno izmerimo hitrost. Pustite, da se podvoji. To pomeni, da je v sorazmerno s CA v prvi stopnji. Podvojimo C B. Predpostavimo, da to ni vplivalo na hitrost - zelo realna situacija. Če raztopite NO 2 v vodi, da dobite dušikovo kislino, potem je očitno, da hitrost reakcije ne bo odvisna od količine vode. V tem primeru lahko rečemo, da je v odvisen od C B do stopnje nič. Recimo zdaj, ko smo ugotovili, da je hitrost odvisna od C D kot C D 2. Potem bo splošna enačba reakcijske hitrosti zapisana kot v = kC A C B 0 C D 2.

Ta izraz se imenuje kinetična enačba reakcije; k je konstanta hitrosti reakcije (številčno enaka hitrosti pri koncentracijah reagenta, enakih enoti). Eksponenti pri koncentracijah v kinetični enačbi se imenujejo vrstni red reakcije za dano snov, njihova vsota pa je splošni vrstni red reakcije.

Vrstni red reakcij je določen eksperimentalno in ne s stehiometričnimi koeficienti. Zelo malo je reakcij, pri katerih je vrstni red enak vsoti stehiometričnih koeficientov.

N 2 O 5 = 2NO 2 + 1 / 2O 2 v = kC (N 2 O 5) p-iya 1 red

(H 2) + (J 2) = 2 (HJ) v = kC (H 2) C (J 2) p-ua2 reda

vendar (H2) + (Br 2) = 2 (HBr) v = kC (H2) C (Br 2) 1/2

(Cl 2) + 2 (NO) = 2 (NOCl) v = kC (Cl 2) C (NO) 2 p-in 3 red.

Z drugimi besedami, vrstni red je lahko delno. Zakaj, bomo razmislili v nadaljevanju.

Reakcije običajno potekajo v fazah, saj si je nemogoče predstavljati hkratni trk. veliko število molekule.

Recimo kakšno reakcijo

poteka v dveh fazah

A + B = AB in AB + B = C + D,

potem, če je prva reakcija počasna, druga pa hitra, potem hitrost določa prva stopnja (dokler ne mine, druga ne more nadaljevati), tj. kopičenje AB delcev. Potem je v = kC A C B.

Hitrost reakcije je določena z najpočasnejšo stopnjo. Od tod tudi razlike med reakcijskim redom in stehiometričnimi koeficienti. Na primer, reakcija razgradnje vodikovega peroksida

2H 2 O 2 = H 2 O + O 2

je reakcija prvega reda, saj omejena je s prvo stopnjo H 2 O 2 = H 2 O + O, druga stopnja O + O = O 2 pa poteka zelo hitro.

Morda najpočasnejša ni prva, ampak druga ali druga stopnja, potem pa včasih dobimo delni vrstni red, ki izraža koncentracije vmesnih produktov v koncentraciji začetnih snovi.

S povečanjem temperature se poveča hitrost gibanja delcev in posledično pogostost njihovih trkov. Zato se hitrost reakcij povečuje s temperaturo. Obstaja empirična pravilnost, ki jo je ugotovil Van't Hoff, da se s povečanjem temperature za 10 o hitrost poveča za 2-4 krat.

Reakcije potekajo v fazah. Malo verjetno je, da bodo v reakciji tvorbe amoniaka N 2 + 3H 2 = 2NH 3 4 molekule hkrati trčile v eni točki prostora in celo želene vrste.

Število delcev, ki sodelujejo pri osnovnem dejanju kemične preobrazbe, se imenuje molekularnost reakcije.

Reakcije so lahko mono-, bi- in trimolekularne.

Monomolekularna- reakcije razgradnje in intramolekularne preureditve.

Bimolekularno- 2NO 2 = N 2 O 4

trimolekularno(redko) - 2NO + O 2 = 2NO 2.

V teh primerih sta vrstni red in molekularnost enaka, pogosto pa sta različna.

Obstajata dva kriterija za možnost spontanega poteka kemičnega procesa - sprememba entalpije DH, ki odraža določeno urejenost sistema, in sprememba entropije DS, ki odraža nasprotno težnjo k neurejeni razporeditvi delci. Če je DS = 0, potem gonilna sila proces bo stremljenje sistema k minimalni notranji energiji, to pomeni, da je procesni kriterij zmanjšanje entalpije (DH<0).

Če je DH = 0, potem je kriterij za spontani tok procesa DS> 0.

Kako vrednosti faktorjev entalpije in entropije vplivajo na potek procesa?

1) Eksotermna reakcija, DН<0.

a) DS> 0, potem bo za kateri koli T DG manjši od nič in proces se vedno nadaljuje in do konca.

b) DS<0, в этом случае все будет зависеть от соотношения абсолютных значений энтальпийного и энтропийного фактора,

DG<0 - реакция идет

DG> 0 - brez reakcije

Eksotermne reakcije, ki jih spremlja zmanjšanje entropije, se pojavijo pri nizkih temperaturah, povečanje T spodbuja obratno reakcijo (Le Chatelierjevo načelo).

2) Endotermna reakcija, DH> 0.

a) DS> 0, reakcija je možna le, če | TDS |> | DH |, potem DG<0, т.е при высоких температурах, если же

b) DS<0, то DG>0 pri kateri koli temperaturi in proces se ne more spontano nadaljevati.

Primer - reakcija oksidacije glukoze v CO 2 in H 2 O

6 (O 2) ®6 (CO 2) + 6H 2 O DН = - 2810 kJ

V tem primeru se entropija očitno poveča. Posledično obratni proces načeloma ne more potekati spontano. Za njen pretok je potrebna energija od zunaj (fotosinteza).

Opozoriti je treba, da je pri vprašanju možnosti procesa termodinamični kriterij končna resnica. Če je DG> 0, noben katalizator ne bo pomagal procesu. Z DG<0 процесс может быть заморожен.

  • Geokemija naravnih in tehnogenih krajin
    • DIDAKTIČNI NAČRT
    • LITERATURA
    • Ocena onesnaženosti vode
    • Biokemična in kemična poraba kisika
    • Analitično določanje BPK in KPK
    • Anorganske snovi v vodi. Ioni iz gnojil in soli, ki se uporabljajo za taljenje snega in nadzor ledu. Emisije kislin. Ioni težkih kovin. Osnovne kemijske reakcije v hidrosferi
    • Metode čiščenja vode: fizikalne, kemične in biološke. Osnovna načela in načrtovanje strojne opreme. Priprava pitne vode: postopki obdelave vode in osnovne kemijske reakcije. Vodni standardi
    • Onesnaževanje tal. Kemični učinki onesnaženja s kislino
    • Vloga kovin v živi naravi
    • Potreba in strupenost kovinskih ionov
    • Razmerje med nujnostjo in strupenostjo kovin v ekosistemih
    • Potencialno nevarne sledi kovin v ozračju, hidrosferi in litosferi
    • Globalni prenos sledov potencialno nevarnih kovin
    • Mikroelementi. Vnos in asimilacija kovin v telesu
    • Molekularne osnove strupenosti kovin. Serija toksičnosti
    • Okoljski dejavniki, ki vplivajo na strupenost
    • Toleranca organizmov na kovine. Rakotvornost kovinskih ionov. Načini izpostavljenosti kovinam na telesu
    • Ioni težkih kovin v naravnih vodah. Oblike obstoja kovin v vodnih ekosistemih, odvisnost strupenosti od oblike. Sekundarna strupenost vode
    • Struktura ozračja
    • Porazdelitev temperature, tlaka in drugih parametrov po višini
    • Vzroki za nastanek značilnih plasti v atmosferi (barometrična formula, konvekcija, kozmično sevanje). Pomen plasti za človeka
    • Ionosfera
    • Sprememba kemične sestave z višino (neskladje z barometrično formulo)
    • Upoštevanje atmosfere kot sistema (odprto, zaprto, izolirano). Termodinamični pristop (N2O). Nevihte
    • Kinetični pristop
    • Osnovne kemijske reakcije v atmosferi in troposferi
    • Elementi kemijske kinetike (reakcijski vrstni red, molekularnost, hitrost proti tlaku)
    • Ozonski plašč
    • Uničujoči učinek halogenov, freonov itd.
    • Tipična kemična sestava atmosferskih emisij
    • Kemične transformacije onesnaževanja
    • Sposobnost samoočiščevanja ozračja
    • Meje biosfere, sestava in masa žive snovi
    • Clarke in geokemijske funkcije žive snovi, biogeokemijski procesi kot geološki dejavnik
    • Organske snovi, procesi sinteze in razgradnje
    • Avtotrofni in heterotrofni organizmi
    • Redukcija sulfata in tvorba metana
    • Starost življenja in starost fotosinteze

Mehanizme nastanka kemičnih transformacij in njihove hitrosti preučuje kemična kinetika. Kemični procesi potekajo v času z različno hitrostjo. Nekateri se zgodijo hitro, skoraj takoj, drugi pa trajajo zelo dolgo.

V stiku z

Hitrost reakcije- hitrost, s katero se reagenti porabljajo (njihova koncentracija se zmanjša) ali nastajajo reakcijski produkti na enoto prostornine.

Dejavniki, ki lahko vplivajo na hitrost kemične reakcije

Na to, kako hitro poteka kemična interakcija, lahko vplivajo naslednji dejavniki:

  • koncentracija snovi;
  • narava reagentov;
  • temperatura;
  • prisotnost katalizatorja;
  • tlak (za reakcije v plinski atmosferi).

Tako je s spreminjanjem določenih pogojev za potek kemičnega procesa mogoče vplivati ​​na to, kako hitro bo proces potekal.

V procesu kemične interakcije se delci reakcijskih snovi med seboj trčijo. Število takšnih naključij je sorazmerno s številom delcev snovi v volumnu reakcijske zmesi in je zato sorazmerno z molarnimi koncentracijami reagentov.

Zakon o množičnih akcijah opisuje odvisnost reakcijske hitrosti od molskih koncentracij medsebojno delujočih snovi.

Za osnovno reakcijo (A + B → ...) je ta zakon izražen s formulo:

υ = k ∙ С A ∙ С B,

kjer je k konstanta hitrosti; C A in C B - molske koncentracije reagentov, A in B.

Če je ena od reakcijskih snovi v trdnem stanju, pride do interakcije na vmesniku, zato koncentracija trdne snovi ni vključena v enačbo kinetičnega zakona efektivnih mas. Da bi razumeli fizični pomen konstante hitrosti, je treba vzeti C, A in C B enake 1. Potem postane jasno, da je konstanta hitrosti enaka reakcijski hitrosti pri koncentracijah reagenta, enakih enoti.

Narava reagentov

Ker se v procesu interakcije kemične vezi reakcijskih snovi uničijo in nastanejo nove vezi reakcijskih produktov, bosta narava vezi, ki sodelujejo pri reakciji spojin, in struktura molekul reagirajočih snovi igrali pomembno vlogo. pomembno vlogo.

Kontaktna površina reagentov

Takšna značilnost, kot je površina stika trdnih reagentov, včasih precej pomembno vpliva na potek reakcije. Mletje trdne snovi vam omogoča, da povečate površino stika reagentov in s tem pospešite proces. Kontaktna površina topnih snovi se zlahka poveča z raztapljanjem snovi.

Reakcijska temperatura

Z zvišanjem temperature se bo energija trkajočih delcev povečala, očitno je, da se bo s povečanjem temperature pospešil tudi sam kemični proces. Podatke, navedene v tabeli, lahko štejemo za ilustrativen primer, kako zvišanje temperature vpliva na proces interakcije snovi.

Tabela 1. Vpliv spremembe temperature na hitrost nastajanja vode (О 2 + 2Н 2 → 2Н 2 О)

Za kvantitativni opis, kako lahko temperatura vpliva na hitrost interakcije snovi, se uporablja Van't Hoffovo pravilo. Van't Hoffovo pravilo je, da ko se temperatura dvigne za 10 stopinj, pride do pospeška 2-4 krat.

Matematična formula, ki opisuje Van't Hoffovo pravilo, je naslednja:

Kjer je γ temperaturni koeficient hitrosti kemične reakcije (γ = 2−4).

Toda Arrheniusova enačba veliko natančneje opisuje temperaturno odvisnost hitrostne konstante:

Kjer je R univerzalna plinska konstanta, A je faktor, ki ga določa vrsta reakcije, E, A je aktivacijska energija.

Aktivacijska energija je energija, ki jo mora molekula pridobiti, da pride do kemične preobrazbe. To pomeni, da je nekakšna energijska ovira, ki jo bodo morale premagati molekule, ki trčijo v reakcijski prostornini, da bi prerazporedili vezi.

Energija aktivacije ni odvisna od zunanjih dejavnikov, ampak je odvisna od narave snovi. Vrednost aktivacijske energije do 40 - 50 kJ / mol omogoča, da snovi med seboj reagirajo precej aktivno. Če aktivacijska energija presega 120 kJ / mol, potem bodo snovi (pri normalnih temperaturah) reagirale zelo počasi. Sprememba temperature povzroči spremembo števila aktivnih molekul, torej molekul, ki so dosegle energijo, večjo od aktivacijske energije, in so zato sposobne kemičnih transformacij.

Ukrep katalizatorja

Katalizator je snov, ki lahko pospeši proces, vendar ni del njegovih produktov. Katalizo (pospeševanje kemične transformacije) delimo na · homogeno, · heterogeno. Če so reagenti in katalizator v enakem agregacijskem stanju, se kataliza imenuje homogena, če pa v različnih, potem heterogena. Mehanizmi delovanja katalizatorjev so raznoliki in precej zapleteni. Poleg tega je treba opozoriti, da je za katalizatorje značilna selektivnost delovanja. To pomeni, da isti katalizator, medtem ko pospešuje eno reakcijo, ne sme na noben način spremeniti hitrosti druge.

Pritisk

Če pri transformaciji sodelujejo plinaste snovi, bo sprememba tlaka v sistemu vplivala na hitrost procesa ... To je zato, ker, da za plinaste reagente sprememba tlaka povzroči spremembo koncentracije.

Eksperimentalno določanje hitrosti kemične reakcije

Hitrost kemične transformacije je mogoče eksperimentalno določiti s pridobivanjem podatkov o tem, kako se koncentracija reakcijskih snovi ali produktov spreminja na enoto časa. Metode za pridobivanje takšnih podatkov so razdeljene na

  • kemična,
  • fizikalno in kemično.

Kemične metode so preproste, cenovno dostopne in natančne. Z njihovo pomočjo se hitrost določi z neposrednim merjenjem koncentracije ali količine snovi reagentov ali produktov. V primeru počasne reakcije se vzamejo vzorci za nadzor porabe reagenta. Nato se določi vsebnost reagenta v vzorcu. Z rednim jemanjem vzorcev je mogoče pridobiti podatke o spremembi količine snovi med interakcijo. Najpogosteje uporabljeni vrsti analize sta titrimetrija in gravimetrija.

Če reakcija poteka hitro, jo je treba za odvzem vzorca ustaviti. To je mogoče storiti s hlajenjem, nenadna odstranitev katalizatorja, lahko tudi razredčite ali prenesete enega od reagentov v neaktivno stanje.

Metode fizikalno-kemijske analize se v sodobni eksperimentalni kinetiki uporabljajo pogosteje kot kemične. Z njihovo pomočjo lahko v realnem času opazujete spremembo koncentracije snovi. V tem primeru reakcije ni treba ustaviti in jemati vzorcev.

Fizikalno-kemijske metode temeljijo na merjenju fizikalne lastnosti, ki je odvisna od kvantitativne vsebnosti določene spojine v sistemu in se sčasoma spreminja. Na primer, če so v reakciji vključeni plini, je lahko taka lastnost tlak. Merijo tudi električno prevodnost, lomni količnik, absorpcijske spektre snovi.